-­‐1-­‐  

Acides & Bases

Travail Pratique de 1ère année, Université de Genève, Science II, Laboratoire H.

8 octobre 2010

Romain Laverrière & Stéphane Dierickx romainl0@etu.unige.ch dierick0@etu.unige.ch

Groupe 15

Résumé Le but de se TP est de découvrir les propriétés fondamentales des acides et des bases afin de les utiliser au finale pour retrouver la concentration en acide acétique d’un échantillon de vinaigre donné. Introduction Il faut d’abord définir ce qu’est un acide et une base. Il existe deux théories concernant les acides et les bases, la première énoncée par Brønsted et Lowry en 1923 dit que toute espèce pouvant libérer un ou plusieurs protons est un acide et que toute espèce pouvant capter un ou plusieurs protons est une base.

!"(!"#$%  1) + !(!"#$2) =  !!(!"#$1) + !"!(!"#$%2) La seconde, énoncée la même année par Lewis dit qu’un acide Lewis est un accepteur de doublets et donc ayant une orbitale vide et une base de Lewis est un donneur de doublets, tout en ayant un doublet libre. Par exemple : !! + ! = !"! Dans les deux cas il existe un couple entre les acides et les bases, un acide aura sa base conjuguée et vice-versa. (Par exemple CH3COO- est la base conjuguée de CH3COOH) Il existe d’ailleurs deux classes d’acide-base, les forts qui se dissocient totalement en solution aqueuse et les faibles qui ne se dissocient pas totalement. Nous avons aussi vu le principe de solution tampon qui résulte d’un mélange entre un acide et sa base conjuguée. Sa propriété est qu’elle se maintient à peu près à son pH initial malgré l’ajout d’un peu d’un autre acide ou d’une autre base. Le pH est égal au Pka de l’acide utilisé. (par exemple une solution tampon acide acétique/acétate a un pH de 4.76 (Pka CH3COOH= 4.76 (à 298K)).

  -­‐2-­‐  

Méthodologie & résultats : • Comportement des acides et bases :

Préparer d’abords plusieurs solutions comme indiqué dans les tableaux suivants : Par solubilisation :

Molécule Masse

molaire [g/mol]

Concentration finale [mol/l]

Volume final [l]

Masse nécessaire1

[g]

Masse pesée [g]

NaOH 39.997 1 0.25 9.999 10.0685±0.0001 Na2CO3 105.988 0.1 0.01 0.105988 0.1060±0.0001

1 masse calculée grâce à la formule suivante : m = C x V x MM

Tableau 1 : préparation de solution par solubilisation Par dilution :

Molécule Masse

molaire [g/mol]

Concentration initiale [mol/l]

Concentration finale [mol/l]

Volume final

[l]

Volume à prélever2

[l] NaOH 39.997 1 0.1 1 0.1 HCl 36.458 4 0.1 1 0.025 CH3COOH 60.052 4 0.08 0.25 0.005 NH3 17.031 4 0.1 0.1 0.0025 Na2S 78.046 0.2 0.01 0.02 0.001

2 volume calculé grâce à la formule suivante : Vprélevé = Cf x Vf / Ci

Tableau 2 : préparation de solution par dilution

Estimer ensuite le pH des solutions (sous forme liquide et gazeux) grâce au papier indicateur. Les résultats sont ainsi inscrit dans le tableau suivant :

NaOH HCl CH3COOH NH3 Na2CO3 Na2S

pHliq 13 1 3.5 9 ~11 10

pHgaz - - 4 10 - -

Tableau 3 : pH des solutions

  -­‐3-­‐  

Introduire 2 [ml] des solutions d’acide chlorhydrique (HCl ) 0.1 M, d’acide acétique (CH3COOH) 0.1 M, de carbonate de sodium (Na2CO3) 0.1 M, d’ammoniaque (NH3) 0.1 M et de sulfure de sodium (Na2S) 0.01 M dans dans 3x5 éprouvettes distinctes. Garder une éprouvette de chaque solution comme référence (rien ajouter dedans). Ajouter dans la deuxième éprouvette de HCl 1[ml] de NaOH 0.1 M et dans la troisième 3[ml]. Ajouter dans la deuxième éprouvette de CH3COOH 3 [ml] de HCl 0.1 M et dans la troisième 3 [ml] de NaOH 0.1 M. Ajouter dans la deuxième éprouvette de Na2CO3 1 [ml] de HCl 0.1 M et dans la troisième 3 [ml]. Ajouter dans la deuxième éprouvette de NH3 3 [ml] de HCl 0.1 M et 3 [ml] de NaOH 0.1 M dans la troisième. Finalement, ajouter dans la deuxième éprouvette de Na2S 1 [ml] de HCl 0.1 M et 3 [ml] dans la troisième. Le tableau suivant montre les résultats :

ajout pHliq pHgaz

HCl 2 [ml] - 2 - 1 [ml] NaOH 6 - 3 [ml] NaOH 8 - CH3COOH 2 [ml] - 4 -

3 [ml] HCl 3 - 3 [ml] NaOH 7 - Na2CO3 2 [ml] - 10 - 1 [ml] HCl 8 - 3 [ml] HCl 6 - NH3 2 [ml] - 9 10 3 [ml] HCl 7 - 3 [ml] NaOH 10 11 Na2S 2 [ml] - 10 - 1 [ml] HCl 8 - 3 [ml] HCl 6 -

Tableau 3 : pH de solutions mélangées

• Les solutions tampon et les indicateurs Préparer un tampon de 100 [ml] de dihydrogénophosphate de sodium (Na2HPO4) 0.01 M et d’hydrogénophosphate de sodium (NaH2PO4) 0.01 M ainsi qu’un tampon de 100 [ml] d’acide chlorhydrique (HCl) 0.01 M et d’ammoniaque (NH3) 0.02 M, comme indiqué dans les tableaux suivants :

Molécule Masse

molaire [g/mol]

Concentration [mol/l]

Volume final [l] Masse à

prélever3 [g] Masse

prélevée [g] pH

Na2HPO4 �12H2O 358.154 0.01 0.1 0.3581 0.3581±0.0001 ~7 NaH2PO4 �2H2O 156.012 0.01 0.1 0.1560 0.1559±0.0001 3 masse calculée selon l’équation suivante : m = MM x C x V

Tableau 4 : Préparation du tampon phosphate

  -­‐4-­‐  

Molécule Concentration initiale [mol/l]

Concentration finale [mol/l]

Volume final [l]

Volume à prélever4 [l] pH

HCl 0.1 0.01 0.1 0.01 ~9 NH3 0.1 0.02 0.1 0.02

4 volume calculé grâce à l’équation suivante : V = Vf x Cf /Ci

Tableau 5 : Préparation du tampon ammoniaqueal

Mélanger ensuite 10 [ml] de NaOH 0.1 M avec 25 [ml] de CH3COOH 0.08 M et compléter avec de l’eau pour obtenir 100 [ml] d’un tampon acétate (pH = ~5). Vérifier la bonne fonctionnalité du tampon phosphate : 1) 5 [ml] de tampon phosphate + une goutte de HCL => pH = ~7 2) 5 [ml] de tampon phosphate + une goutte de NaOH => pH = ~7 3) 5 [ml] d’eau du robinet + une goutte de HCL => pH = ~6.5 4) 5 [ml] d’eau du robinet + une goutte de NaOH => pH = ~7 Comportement des indicateurs : Un indicateur est une solution d’une molécule complexe ayant la propriété de changer de couleur en fonction du pH ambiant du à la protonation ou la déprotonation de celle-ci. Observer donc le comportement des 4 indicateurs synthétique (Méthylorange, Phénolphtaléine, Bleu de bromothymol et Bleu de thymol) ainsi que des 2 indicateurs naturels (Chou rouge et Thé noir) avec une base forte (NaOH), une base faible (NH3), un acide faible (CH3COOH), un acide fort (HCl) et un tampon phosphate. Les résultats représentés par les images qui suivent : (De gauche à droite : HCl, CH3COOH, tampon phosphate, NH3, NaOH). Méthyleorange Phénolphtaléine Bleu de bromothymol

Bleu de thiol Chou rouge Thé noir

  -­‐5-­‐  

• Préparation de solution étalons

Préparer une solution de 100 ml de borax (Na2B4O7) 0.1 M (appelé étalon primaire) par dissolution. La masse à pesée est calculée grâce au tableau suivant :

Nom Masse

molaire [g/mol]

Volume [l]

Concentration [mol/l]

Concentration réelle5 [mol/l]

Masse [g]

Masse pesée [g]

pH

Borax 381.367 0.1 0.1 0.0999 3.81367 3.8165±0.0001 8-9 5 Concentration réelle relative à la masse pesée.

Tableau 6 : Préparation du borax

Préparer de l’acide chlorhydrique 0.1 M (= étalon secondaire) dans une burette de 50 [ml], puis pipeter exactement 10 [ml] de la solution borax dans un bêcher de 100 [ml]. Ajouter ~20 [ml] d’eau déminéralisée, un agitateur magnétique et quelques gouttes de bleu de bromothymol. Titrer enfin cette solution avec celle contenue dans la burette (HCl 0.1 M) en prenant soin de mélanger continuellement la solution grâce à l’agitateur magnétique et répéter la procédure 5-6 fois. Le principe de titrage consiste à ajouter un certain volume d’acide (ou base) dont la concentration est connue dans un certain volume de base (ou acide) jusqu’à la juste neutralisation de cette dernière qui est observable macroscopiquement par le changement de couleur de l’indicateur, préalablement ajouté. En connaissant le volume nécessaire d’acide (ou base) pour neutraliser la base (ou acide), il est possible de retrouver la concentration recherchée de la base. Les résultats des titrages sont répertoriés dans le tableau suivant :

Numéro d'expérience

Concentration de borax (mol/L)

Volume de borax (ml)

Volume HCL utilisé (mL)

Concentration de HCL6 (mol/L)

1   0.0999   10   21.2   0.09424528  2   0.0999   10   21.3   0.09380282  3   0.0999   10   21.1   0.09469194  4   0.0999   10   21.3   0.09380282  5   0.0999   10   21.4   0.09336449  6   0.0999   10   21.2   0.09424528  

     moyenne   0.09402544  

     Ecart  type   0.00046408  

     CV   0.00493573  

6 La concentration de HCl est donnée par la formule suivante : CHCl = 2 x Cborax x Vborax /VHCl

Tableau 7 : Titrage de HCl

  -­‐6-­‐  

Préparer maintenant dans un bêcher de 100 [ml], 25 [ml] de NaOH et ajouter à cela ~20 [ml] d’eau et quelques gouttes de bleu de bromothymol. Titrer cette solution selon la même méthode qu’auparavant (HCl dans la burette, répéter 5-6 fois). Les résultats sont répertoriés dans le tableau suivant :

Numéro d’expérience

Concentration de HCl (mol/L)

Volume NaOH (mol/L)

Volume HCl (mL)

Concentration de NaOH7 (mol/L)

1   0.09402544   25   33.2   0.12486578  2   0.09402544   25   33.2   0.12486578  3   0.09402544   25   33.2   0.12486578  4   0.09402544   25   33.3   0.12524189  5   0.09402544   25   33.3   0.12524189  6   0.09402544   25   33.2   0.12486578  

     moyenne   0.12499115  

     Ecart  type   0.00019422  

     CV   0.00155385  

7 La concentration de NaOH est calculée suivant la formule : CNaOH = CHCl x VHCl / VNaOH

Tableau 8 : Titrage de NaOH

• Titrage quantitatif

Préparer maintenant une solution de 25 [ml] d’acide acétique 0.08 M dilué avec ~20 [ml] d’eau dans un bêcher de 100 [ml]. Ajouter à cela quelques gouttes de phénolphtaléine. Titrer par la solution standardisée de NaOH et répéter la procédure 2 fois. Les résultats sont répertoriés dans le tableau suivant :

Numéro d’expérience

Concentration de NaOH (mol/L)

Volume CH3COOH

(mol/L)

Volume NaOH (ml)

Concentration de CH3COOH 8 (mol/L)

1   0.12499115   25   15.4   0.07699455  2   0.12499115   25   15.4   0.07699455  

     moyenne   0.07699455  

     Ecart  type   0  

     CV   0  

8 La concentration de CH3COOH est calculée suivant la formule : CCH3COOH = CNaOH x VNaOH / VCH3COOH

Tableau 9 : Titrage de CH3COOH

  -­‐7-­‐  

Enfin, déterminer la concentration d’acide acétique dans le vinaigre (échantillon III). Pour se faire, pipeter 2 [ml] de l’échantillon dans un bêcher de 100 [ml], ajouter ~20 [ml] d’eau et quelques gouttes de phénolphtaléine. Titrer cette solution par la solution d’hydroxyde de sodium standardisée selon la méthode usuelle. Répéter l’opération aussi souvent que l’appréciation de la précision le demande. Les résultats sont répertoriés dans le tableau suivant :

Numéro d’expérience

concentration de NaOH (mol/L)

volume vinaigre (mol/L)

volume NaOH (ml)

Concentration du vinaigre 9 (mol/L)

1   0.12499115   2   9.3   0.58120885  2   0.12499115   2   9.4   0.58745841  3   0.12499115   2   9.5   0.59370796  4   0.12499115   2   9.3   0.58120885  5   0.12499115   2   9.3   0.58120885  6   0.12499115   2   9.3   0.58120885  

     moyenne   0.58433363  

     Ecart  type   0.00522875  

     CV   0.00894824  

9 La formule utilisée est la même que celle utilisée pour le calcul de la concentration de CH3COOH.

Masse molaire de CH3COOH (g/mol): Concentration massique de CH3COOH dans le vinaigre (g/L) : 60.052     35.0904029  

Tableau 10 : Titrage du vinaigre (III)

Observations des résultats : En ce qui concerne les indicateurs synthétiques, nous observons un ou plusieurs (selon l’indicateur) changement de couleur net. Les indicateurs naturels sont quant à eux beaucoup moins précis. En ce qui concerne les titrages, les résultats sont indiqués sur les tableaux (regarder la valeur moyenne obtenue). Nous avons comparé les valeurs obtenues et les valeurs théoriques de chaque solution, respectivement : Solution Erreur Commentaire HCl ~6% Il s’agit d’une erreur relativement restreinte NaOH ~20% C’est surement du a une évaporation partielle de l’eau malgré nos précautions CH3COOH ~3.75% Il s’agit d’une erreur relativement restreinte

Vinaigre* ~30% *erreur calculée en fonction de la valeur théorique donnée, ce qui varie d’un échantillon à l’autre, cependant l’ordre grandeur y est.

Conclusion : Nous avons pu effectuer les objectifs cités dans le résumé.

  -­‐8-­‐  

Questions :

1) !!!"!!"! = 105.998  [ !!"#

] ð !"#$  0.1!  10!" ∶ 10.5.998 ∗ 0.1 ∗ 0.01 = 0.105998  !

2) !.!!!!

∗ 0.1  ! = 2.5 ∗ 10!!! = 25  !" 3) !" + !" → !"#$%&'

ð !!! = !!! → ! !! ∗ !! = !(!! ∗ !!)

ð !! =! !!∗!!!!!

4) !" = !!(!"# + log !! )

5) Car l’eau pouvant s’évaporer, la solution va devenir de plus en plus basique.